Composición porcentual y fórmulas empíricas y moleculares
Aaliyah está en una tienda de jardinería y ve dos bolsas de fertilizante: una de nitrato de amonio, $\text{NH}_4\text{NO}_3$, y otra de urea, $\text{CO(NH}_2)_2$. Las dos dicen que dan nitrógeno a las plantas. ¿Cuál de las dos tiene más nitrógeno por cada gramo? Para responder necesitas saber qué parte de la masa de un compuesto le corresponde a cada elemento. Y si lo haces al revés, esos mismos porcentajes te permiten descubrir la fórmula de un compuesto desconocido.
Composición porcentual en masa
Un compuesto siempre tiene los mismos elementos en las mismas proporciones de masa: es la ley de las proporciones definidas (law of definite proportions). Por eso podemos decir "el agua es casi 89% oxígeno por masa", sin importar si tienes una gota o un lago.
La idea es simple: compara la masa del elemento que hay en un mol del compuesto con la masa de un mol del compuesto (su masa molar).
¿Por qué un mol? Porque la fórmula te dice cuántos átomos de cada elemento hay en una unidad del compuesto, y un mol es la cantidad que tiene masa en gramos fácil de calcular. Multiplicas el subíndice por la masa atómica del elemento.
Vuelve a las bolsas de Aaliyah. Para el nitrato de amonio, la masa molar es $2(14.01) + 4(1.008) + 3(16.00) = 80.052$ g/mol, así que $\%\text{N} = \frac{28.02}{80.052}\times 100 \approx 35.0\%$. Para la urea, $M = 12.01 + 16.00 + 2(14.01) + 4(1.008) = 60.062$ g/mol, así que $\%\text{N} = \frac{28.02}{60.062}\times 100 \approx 46.7\%$. La urea tiene más nitrógeno por gramo.
Define la composición porcentual en masa* de un compuesto. Luego escribe la expresión que usarías para calcular el porcentaje en masa de oxígeno en un compuesto, usando…
Define la composición porcentual en masa de un compuesto. Luego escribe la expresión que usarías para calcular el porcentaje en masa de oxígeno en un compuesto, usando los términos «masa de oxígeno en un mol de compuesto» y «masa molar del compuesto».
Calcula la composición porcentual en masa del hidrógeno y del oxígeno en el agua, $\text{H}2\text{O}$. Da tus respuestas con tres cifras significativas.
Calcula la composición porcentual en masa del hidrógeno y del oxígeno en el agua, $\text{H}_2\text{O}$. Da tus respuestas con tres cifras significativas.
Aaliyah estudia los fertilizantes. Calcula el porcentaje en masa de nitrógeno en el nitrato de amonio, $\text{NH}4\text{NO}3$, y en la urea, $\text{CO(NH}2)2$. ¿Cuál…
Aaliyah estudia los fertilizantes. Calcula el porcentaje en masa de nitrógeno en el nitrato de amonio, $\text{NH}_4\text{NO}_3$, y en la urea, $\text{CO(NH}_2)_2$. ¿Cuál compuesto es la fuente más rica en nitrógeno por gramo? Muestra tu procedimiento.
De los datos del laboratorio a la fórmula empírica
Ahora al revés. En el laboratorio, un análisis te da cuánto pesa cada elemento en una muestra y quieres saber la fórmula. Los átomos se combinan en proporciones de números enteros, pero las balanzas miden gramos, no átomos. Por eso hay que pasar de gramos a moles: la razón de moles es la razón de átomos.
Suponer 100.0 g es conveniente porque "85.6%" se convierte en "85.6 g" sin hacer ninguna cuenta.
A veces la razón no sale entera. No la redondees a la fuerza: busca el multiplicador.
| Si sale cerca de… | Multiplica todo por… |
|---|---|
| 1.5 (o 0.5) | 2 |
| 1.33 o 1.67 (0.33, 0.67) | 3 |
| 1.25 o 1.75 (0.25, 0.75) | 4 |
| 1.2, 1.4, 1.6, 1.8 | 5 |
En el laboratorio, Mateo analiza una muestra de 2.500 g de un compuesto y encuentra que contiene 1.000 g de carbono, 0.168 g de hidrógeno, y el resto es oxígeno. Halla…
En el laboratorio, Mateo analiza una muestra de 2.500 g de un compuesto y encuentra que contiene 1.000 g de carbono, 0.168 g de hidrógeno, y el resto es oxígeno. Halla la masa de oxígeno, convierte cada masa a moles y determina la fórmula empírica del compuesto.
Priya analiza un óxido de hierro desconocido y encuentra que tiene 69.9% de hierro en masa y el resto es oxígeno. (a) Determina la fórmula empírica del óxido. (b)…
Priya analiza un óxido de hierro desconocido y encuentra que tiene 69.9% de hierro en masa y el resto es oxígeno. (a) Determina la fórmula empírica del óxido. (b) Calcula el porcentaje de hierro en masa en el $\text{FeO}$ y en el $\text{Fe}_2\text{O}_3$, y usa tus resultados para argumentar cuál de estos dos compuestos tiene Priya. (c) Explica por qué suponer una muestra de 100.0 g es conveniente en este tipo de problemas.
Fórmula empírica y fórmula molecular
La glucosa es $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$, pero su razón más simple es $\text{CH}_2\text{O}$. Las dos fórmulas describen el mismo tipo de átomos en la misma razón, pero no el mismo número de átomos.
Algunos compuestos tienen la misma fórmula en ambas: $\text{H}_2\text{O}$ no se puede simplificar, así que es empírica y molecular a la vez. En cambio, $\text{C}_2\text{H}_4$ es molecular y su empírica es $\text{CH}_2$.
Como la empírica solo da la razón, no dice cuánto pesa una molécula. Para pasar a la molecular necesitas la masa molar real, que se mide aparte.
Clasifica cada fórmula como solo fórmula empírica, solo fórmula molecular, o posiblemente ambas: $\text{C}6\text{H}{12}\text{O}6$, $\text{CH}2\text{O}$,…
Clasifica cada fórmula como solo fórmula empírica, solo fórmula molecular, o posiblemente ambas: $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$, $\text{CH}_2\text{O}$, $\text{H}_2\text{O}$, $\text{C}_2\text{H}_4$. Da una razón de una oración para cada una.
Un compuesto tiene la fórmula empírica $\text{CH}2\text{O}$ y una masa molar de 180.16 g/mol. Determina su fórmula molecular. Luego explica por qué la fórmula empírica…
Un compuesto tiene la fórmula empírica $\text{CH}_2\text{O}$ y una masa molar de 180.16 g/mol. Determina su fórmula molecular. Luego explica por qué la fórmula empírica por sí sola no puede decirte la masa molar de un compuesto.
Un compuesto se analiza por combustión. Una muestra de 1.000 g contiene 0.5217 g de carbono, 0.1304 g de hidrógeno y 0.3479 g de oxígeno. Su masa molar se determina en…
Un compuesto se analiza por combustión. Una muestra de 1.000 g contiene 0.5217 g de carbono, 0.1304 g de hidrógeno y 0.3479 g de oxígeno. Su masa molar se determina en aproximadamente 46 g/mol. (a) Halla la fórmula empírica. (b) Halla la fórmula molecular. (c) Otro compuesto tiene la misma fórmula empírica, pero una masa molar cercana a 92 g/mol. Escribe su fórmula molecular y explica si su composición porcentual en masa difiere de la del primer compuesto.
Resumen
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Composición porcentual en masa = (masa del elemento en 1 mol / masa molar del compuesto) × 100. Los porcentajes de un compuesto suman 100%.
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Para la fórmula empírica: supón 100.0 g, pasa gramos a moles, divide entre el menor y, si hace falta, multiplica por 2, 3, 4 o 5 para obtener enteros.
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La fórmula molecular es $n$ veces la empírica, con $n = \dfrac{\text{masa molar}}{\text{masa de la fórmula empírica}}$.
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Compuestos con la misma fórmula empírica tienen la misma composición porcentual, pero pueden tener distinta masa molar.
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Vuelve al principio: la urea (≈ 46.7% N) tiene más nitrógeno por gramo que el nitrato de amonio (≈ 35.0% N).